高中化学选择性必修2（人教版2019） 第一章 章末专题提升课

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化 学选择性必修2 物质结构与性质
原子结构与性质
章末专题提升课[知识体系]
高中同步导学案·化学 选择性必修2 物质结构与性质
微专题突破一　核外电子排布[核心突破]1．多电子原子轨道的能级在多电子原子中，由于电子间的相互排斥作用，原子轨道能级关系较为复杂。1939年鲍林(L.Pauling)根据光谱实验结果总结出多电子原子中各原子轨道能级的相对高低的情况，并用图近似地表示出来，称为鲍林近似能级图。
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图中圆圈表示原子轨道，其位置的高低表示各轨道能级的相对高低，图中每一个方框中的几个轨道的能量是相近的，称为一个能级组。相邻能级组之间能量相差比较大。每个能级组(除第一能级组外)都是从s能级开始，于p能级终止。能级组序数等于核外电子层数。能级组的划分与周期表中周期的划分是一致的。对于鲍林近似能级图，需要注意以下几点：(1)它只有近似的意义，不可能完全反映出每个原子轨道能级的相对高低。(2)它只能反映同一原子内各原子轨道能级的相对高低，不能用鲍林近似能级图来比较不同元素原子轨道能级的相对高低。
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2．易混概念的比较原子结构与性质中，相似概念可以采用比较法学习，在比较中找差异，通过概念之间的差异加深理解，抓住本质，避免应用时出现错误。重点抓住下列概念的辨析与比较：(1)电子层、次外层、最外层、最内层、内层
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(2)基态、激发态基态指原子处于稳定状态，能量最低。基态原子核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理。激发态指原子接受能量，外围电子向较高能级跃迁。例如，碱金属原子的焰色反应，就是灼烧时，原子最外层电子向较高能级跃迁，冷却时又回到基态，在此过程中，“能量”以光能等形式释放。(3)价电子、最外层电子价电子指原子参加化学反应与元素化合价相关的电子，称为价态电子；最外层电子指电子层数最高的电子，对于主族元素，最外层电子数等于价电子数；对于副族元素，部分能量高的次外层电子参与成键，即次外层部分电子与最外层电子统称为价电子。
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[典例运用]【典例】　(1)Al在周期表中的位置________________ 。基态Zn的价层电子排布式为____________。(2)Mn位于元素周期表中第四周期第__________族，基态Mn原子核外未成对电子有________个。(3)Zn原子核外电子排布式为________。 (4)Fe2＋基态核外电子排布式为________。(5)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、____________(填字母)。
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(6)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为______________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。
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(7)下列基态原子或离子的价层电子排布图正确的是________(填字母)。
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解析　(1)Al是13号元素，在周期表中的位置是：第三周期ⅢA族；Zn是30号元素，根据核外电子排布规律可知，Zn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，故价电子排布式为3d104s2。(2)锰为25号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，位于周期表的第四周期ⅦB族。基态原子中3d轨道中的5个电子为未成对电子，其余的都是成对电子。
(3)Zn为30号元素，其核外电子排布符合构造原理，则电子排布式为[Ar]3d104s2。(4)Fe为26号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；Fe失去最外层的2个电子得到Fe2＋，故Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。(5)根据电子排布图可知，四种电子排布分别是：1s12s2、2s22p1、2s12p2、1s22s1，根据构造原理可知能级大小关系是：1sI1(B)>I1(Li)，原因是______________________________________________________________________________________________________。
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(2)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是________(写分子式)，其熔点比NH3BH3________(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在_______________，也称“双氢键”。(3)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要材料。请回答：①下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填字母)。
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②锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第一电离能I1(Zn)__________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是___________________________。
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解析　(2)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性，说明N的电负性大于H；与B原子相连的H呈负电性，说明H的电负性大于B，因此3种元素电负性由大到小的顺序为N＞H＞B。NH3BH3分子中有8个原子，其价电子总数为14，N和B的价电子数的平均值为4，依据等量代换的原则，
可以找到其等电子体为CH3CH3。由于NH3BH3分子属于极性分子，而CH3CH3属于非极性分子，两者相对分子质量接近，但是极性分子的分子间作用力较大，故CH3CH3熔点比NH3BH3低。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比氢键的形成原理，说明其分子间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。(3)①根据影响电离能大小的因素(有效核电荷数、微粒半径和电子层结构)可知，A中电离最外层一个电子所需能量最大。②Zn的第一电离能大于Cu的第一电离能，原因是Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。
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答案　(1)Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小　Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的(2)N＞H＞B　CH3CH3　低　Hδ＋与Hδ－的静电引力(3)①A　②大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
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微专题突破三　元素“位、构、性”的关系[核心突破]1．元素“位、构、性”关系图解
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2．元素性质的递变规律
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3.元素性质递变规律的应用(1)元素第一电离能的应用①用来比较元素的金属性的强弱：I1越小，金属性越强。②验证原子核外电子分层排布。(2)元素的电负性应用①判断元素的类型：金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。②判断化学键的类型：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
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③判断元素价态正负：电负性数值大小与元素原子得失电子能力的关系为电负性越大的元素越容易得到电子，电负性越小的元素越容易失去电子，即电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
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[典例运用]【典例】　下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。
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请回答下列问题：(1)I的最高化合价为______，K的元素名称为____。 (2)写出基态时Q元素原子的电子排布式：______________。J元素原子的外围电子排布式：________。
(3)下列对比正确的是________(填字母) 。a．原子半径：H>G>B>Ab．第一电离能：E>D>C>Bc．电负性：A>H>Gd．最高价氧化物对应的水化物的酸性：B>A>H>G(4)下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的外围电子排布特点的有关叙述不正确的是________(填字母) 。 a．L位于元素周期表中第五周期ⅠA族，属于s区元素b．O位于元素周期表中第七周期Ⅷ族，属于ds区元素c．M的外围电子排布式为6s1，属于ds区元素d．H所在族的外围电子排布式为ns2np2，属于p区元素
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解析　(1)根据元素周期表的结构和I的位置，确定I为第四周期ⅥB族元素，所以该元素的最高化合价为＋6价，K为铜元素。(2)Q元素为镓元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1；J元素为铁元素，其外围电子排布式为3d64s2。
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答案　(1)＋6　铜(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1　 3d64s2　(3)cd　(4)bc
[变式训练1]　下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是(　　)A．元素周期表中的d区、ds区全部是金属元素B．第四周期的金属元素从左到右元素的金属性依次减弱C．基态原子最外层电子排布为ns1的元素均在ⅠA族或ⅠB族D．元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布均为ns2np6
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A　[A.元素周期表中的d区、ds区全部是过渡金属元素，正确；B.第四周期的主族元素从左到右，元素的金属性依次减弱，错误；C.基态原子最外层电子排布为ns1的元素不一定在ⅠA族或ⅠB族，如Cr位于第ⅥB族，Cr原子的电子排布式[Ar]3d54s1，错误；D.元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布不一定为ns2np6，He为1s2，错误；故选A。]
[变式训练2]　在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。请回答下列问题：(1)填写下表：
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(2)A元素位于第________周期________族，B元素位于第______周期第______族。(3)C元素位于第________周期第________族，C2＋的电子排布式为________________。(4)写出B与D两种元素形成的化合物的电子式：__________________，此化合物属于______化合物。(5)四种元素中电负性最大的元素是________(用元素符号表示，下同)，第一电离能最小的元素是________。A、B两种元素的原子半径大小关系是________________，单核离子的离子半径大小是________。
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解析　A原子有3个未成对电子，其价电子排布为2s22p3或3s23p3；1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为Mg元素，那么A为氮元素。C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的原子的价电子排布式为3d64s2，C为铁元素；D元素在第四周期(原子序数比C大)且易形成－1价阴离子，它是溴元素。
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答案　(1)
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微专题突破四　元素推断技巧[核心突破]1．元素推断的一般思路
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2．推断元素名称的方法(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。②与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。(2)利用常见元素及其化合物的特征。①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。
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②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。④单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
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3．确定元素位置的方法(1)由基态原子的价电子排布式给元素定位。周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数主族元素的族序数＝价电子数ⅢB族～ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期ⅦB族。(2)根据原子序数以0族为基准给元素定位。
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①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。第1、2纵列为ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为ⅢB族～ⅦB族，第8～10纵列为Ⅷ族，第11、12纵列为ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为ⅢA族～ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。分析：41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期ⅤB族。注意：使用此法若为第六、七周期ⅢB族(含镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。如判断114号元素在元素周期表中的位置。分析：118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期ⅣA族。
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A　[X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子即4p3，结合构造原理，可推出X原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[Ar]3d104s24p3，A项正确、B项错误；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，可能是碳或氧元素；若是碳，则Z为Li，不可能形成负一价离子，所以Y只能是氧元素，Z为氢元素，C、D错误。]
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[变式训练1]　元素周期表对化学学科的发展起到了至关重要的作用，下图是元素周期表短周期的一部分，下列说法正确的是(　　)
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A．图中四种元素电负性最大的是XB．元素的第一电离能大小：Y>WC．Y原子的价电子排布式为1s22s22p63s23p4D．Z单质与X的简单氢化物能发生置换反应
D　[由题图可知，X、Z、W、Y分别为氧、氟、磷、硫元素；图中四种元素电负性最大的是Z，A错误；元素的第一电离能大小：Y